TERMOKIMIA

A. ENTALPI DAN PERUBAHAN ENTALPI

1. Sistem dan lingkungan

Sistem adalah segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian yang kita pelajari     perubahan energinya.

lingkungan adalah bagian dari alam semesta di luar system yang berinteraksi     dengan sistem

Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, sistem dibedakan menjadi tiga

macam, yaitu:

• Sitem Terbuka, suatu sistem yang memungkinkan terjadinya pertukaran kalor dan zat (materi) antara lingkungan dan sistem
• Sistem Tertutup, suatu sistem yang memungkinkan terjadinya pertukaran kalor antara sistem dan lingkungannya, tetapi tidak terjadi pertukaran materi.
• Sistem Terisolasi (tersekat), suatu sistem yang tidak memungkinkan terjadinya pertukaran kalor dan materi antara sistem dan lingkungan

Sifat – sifat Sistem dan Perbedaannya

No	Nama Sistem	Pertukaran
		Energi	Materi
1	Sistem Terbuka	Ya	Ya
2	Sistem Tertutup	Ya	Tidak
3	Sistem Terisolasi	Tidak	Tidak

1.                 Entalpi dan Perubahan Entalpi

Entalpi diberi simbol H dan harganya akan tetap (konstan) selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. Besarnya entalpi dalam suatu zat tidak dapat diukur, yang dapat diukur adalah perubahan entalpinya (ΔH). Perubahan entalpi (ΔH) adalah perubahan kalor yang menyertai perubahan kimkia pada suatu reaksi dimana terjadi perubahan energi dari zat-zat yang bereaksi (rektan) menjadi zat-zat hasil reaksi (produk).

Perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi dipengaruhi oleh:

• Jumlah zat

• Keadaan fisis zat

• Suhu (T)    

• Tekanan (P)

ΔH merupakan selisih antara entalpi produk dan entalpi rektan yang

dapat dirumuskan sebagai berikut :

ΔH = Hp - Hr

  Keterangan :

            ΔH    : Perubahan entalpi

            Hp     : Entalpi produk

            Hr     : Entalpi rektan

·        ΔH dapat mempunyai harga positif (+) atau negative (-).

a)     ΔH positif (+) apabila :

·        Menunjukkan bahwa dalam perubahan terjadi penyerapan kalor.

·        Proses perubahan itu disebut proses endoterm.

·        Harga ΔH > 0 (positif (+))

b)    ΔH negative (-) apabila :

·        Menunjukkan bahwa dalam perubahan terjadi pelepasan kalor.

·        Proses perubahan itu disebut proses eksoterm.

·        Harga ΔH < 0 (negative(-))

Reaksi endoterm adalah reaksi yang menyerap kalor dari lingkungan ke   sistem (ΔH = +).

Reaksi eksoterm adalah reaksi yang melepaskan kalor dari sistem ke lingkungan        (ΔH = -).

2.     Persamaan Termokimia

Persamaan termokimia adalah persamaan reaksi yang menyertakan perubahan entalpinya (ΔH). Nilai perubahan entalpi yang dituliskan pada persamaan termokimia harus sesuai dengan stoikiometri reaksi, artinya jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi sama dengan koefisien reaksinya.

Contoh:

a. Pada pembentukan 1 mol air dari gas hidrogen dengan gas oksigen pada 25oC (298 K), 1 atm, dilepaskan kalor sebesar 286 kJ.

    Persamaan termokimia dari pernyataan di atas adalah :

   

     Kata “dilepaskan” menyatakan bahwa reaksi tergolong eksoterm. Oleh karena itu, H = –286 kJ untuk setiap mol air yang terbentuk.

    H2(g) + O2(g)→H2O() H = –286 kJ

b. Reaksi karbon dan gas hidrogen membentuk 1 mol C2H2 pada temperatur 25oC dan tekanan 1 atm memerlukan kalor 226,7 kJ. Persamaan termokimianya :

  

    Kata “memerlukan” menyatakan bahwa reaksi tergolong endoterm.

    2 C(s) + H2(g)→C2H2(g) H = + 226,7 kJ

3.          Perubahan Entalpi Standar (ΔH )

Perubahan entalpi standar (ΔH) adalah perubahan entalpi (ΔH) reaksi yang diukur pada kondisi standar, yaitu pada suhu 298 K tekanan 1 atm.

Satuan ΔH adalah kJ dan satuan ΔH molar reaksi adalah kJ/mol.

Jenis perubahan entalpi berdasarkan kondisi perubahan kimia yang terjadi:

1. Perubahan entalpi pembentukan standar (Hfo)

    (Hfo = standard enthalpy of formation)

Adalah perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang paling stabil, pada keadaan standar.

Satuan perubahan entalpi pembentukan standar menurut Sistem Internasional (SI) adalah kJ/mol.

Contoh:

Perubahan entalpi pembentukan standar dari gas karbondioksida (CO2) adalah –393,5 kJ/mol.

Persamaan termokimianya:

C(s) + O2(g)→CO2(g) Hfo = –393,5 kJ/mol

2. Perubahan entalpi penguraian standar (Hdo)

    (Hdo = standard enthalpy of decomposition)

Adalah perubahan entalpi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya, pada keadaan standar.

Contoh:

Perubahan entalpi penguraian H2O adalah +286 kJ/mol.

Persamaan termokimianya:

H2O( )→H2(g) + O2(g) Hdo = + 286 kJ/mol

3. Perubahan entalpi pembakaran standar (Hco)

    (Hco = standard enthalpy of combustion )

Adalah perubahan enthalpi pada pembakaran sempurna 1 mol unsur atau senyawa pada keadaan standar. Pembakaran adalah reaksi suatu zat dengan oksigen.

Contoh:

Perubahan entalpi pembakaran gas CH4 adalah –802 kJ/mol.

Persamaan termokimianya:

CH4(g) + O2(g)→CO2(g) + 2H2O(g) Hco = –802 kJ/moL

B. PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPI

1.Kalorimeter

Kalorimeter adalah suatu alat untuk mengukur jumlah kalor yang diserap atau dibebaskan sistem. Data H reaksi yang terdapat pada tabel-tabel pada umumnya ditentukan secara kalorimetri.

Jumlah kalor yang dilepas atau diserap sebanding dengan massa, kalor jenis zat, dan perubahan suhu. Hubungannya adalah sebagai berikut:

q = m × c × T

Keterangan :

q  = perubahan kalor (J)

m = massa zat (g)

c   = kalor jenis zat (J/g.K)

T  = perubahan suhu (K)

1.          Hukum Hess

Perubahan entalpi kadang sukar diukur atau ditentukan langsung dengan

percobaan. Pada tahun 1840 Henry Hess dari Jerman menyatakan, perubahan entalpi reaksi hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir sistem, tidak bergantung pada jalannya reaksi.

Banyak reaksi dapat berlangsung menurut dua atau lebih tahapan.

Contoh:

Reaksi karbon dan oksigen untuk membentuk CO2 dapat berlangsung dalam satu tahap (cara langsung) dan dapat juga dua tahap(cara tidak langsung).

1) Satu tahap: C(s) + O2(g)→CO2(g) H = –394 kJ

2) Dua tahap: C(s) + O2(g)→CO(g) H = –110 kJ

                      CO(g) + O2(g)→CO2(g) H = –284 kJ

 

                      C(s) + O2(g)→CO2(g) H = –394 kJ

2.          Menggunakan Entalpi Pembentukan

Kalor suatu reaksi dapat juga ditentukan dari data pembentukan zat pereaksi dan produknya. Secara umum untuk reaksi:

a) PQ + b RS→c PS + d QR

      reaktan               produk

maka, H reaksi = [ c. Hfo PS + d. Hfo QR] – [ a. Hfo PQ + b. Hfo RS]

H reaksi = Hfo (produk) - Hfo(reaktan)

 

Contoh soal:

Tentukan entalpi reaksi pembakaran etanol, jika diketahui :

Hfo C2H5OH = –266 kJ

Hfo CO2 = –394 k

Hfo H2O = –286 kJ

Jawab:

Reaksi pembakaran etanol :

C2H5OH + O2(g)→2CO2 + 3H2O

H reaksi = [2 Hfo CO2 + 3 Hfo H2O] – [1 Hfo C2H5OH + 1 Hfo O2]

= [2 (–394) + 3 (–286)] kJ – [1 (–266) + 1 (0)] kJ

= [–1646 + 266] kJ

= –1380 kJ

4. Energi Ikatan

Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan oleh satu molekul gas menjadi atom-atom dalam keadaan gas.

Menghitung H reaksi berdasarkan energi ikatan :

H = Energi ikatan yang diputuskan – Energi ikatan yang dibentuk

Tabel energi ikatan rata_rata

Ikatan	Energi ikatan rata-rata (kJ/mol)	Ikatan	Energi ikatan rata-rata (kJ/mol)
C – H C – C C – O C – F C – Cl C – Br H – Br H – H H – O F – F Cl – Cl Br – Br	+413 +348 +358 +485 +431 +276 +366 +436 +463 +155 +242 +193	I – I C – I N – O N – H N – N C = C C = O O = O Na N Ca N Ca C	+151 +240 +201 +391 +163 +614 +799 +495 +491 +891 +839

D. BAHAN BAKAR DAN PERUBAHAN ENTALPI

         

Reaksi pembakaran adalah reaksi suatu zat dengan oksigen.

Biasanya reaksi semacam ini digunakan untuk menghasilkan

energi. Bahan bakar adalah merupakan suatu senyawa yang bila

dilakukan pembakaran terhadapnya dihasilkan kalor yang dapat

dimanfaatkan untuk berbagai keperluan.

Jenis bahan bakar yang banyak kita kenal adalah bahan bakar fosil. Bahan baker fosil berasal dari pelapukan sisa organisme, baik tumbuhan maupun hewan yang memerlukan waktu ribuan sampai jutaan tahun, contohnya minyak bumi dan batu bara. Namun selain bahan bakar fosil dewasa ini telah dikembangkan pula bahan bakar jenis lain, misalnya alkohol dan hidrogen. Hidrogen cair dengan oksigen cair bersama-sama

telah digunakan pada pesawat ulang-alik sebagai bahan bakar roket pendorongnya. Pembakaran hidrogen tidak memberi dampak negatif pada lingkungan karena hasil pembakarannya adalah air.

          Minyak bumi adalah cairan yang mengandung ratusan macam senyawa, terutama alkana, darai metana hingga yang memiliki karbon mencapai lima puluhan.

Matahari adalah umber energi terbesar di bumi, tetapi penggunaan energi surya belum komersial. Dewasa ini penggunaan energi surya yang komersial adalah untuk pemanas air rumah tangga (solar water heater). Di bawah ini adalah nilai kalor dari berbagai jenis bahan bakar yang umum dikenal:

Nilai kalor bakar beberapa bahan bakar

Jenis bahan bakar	Komposisi (%)			Nilai kalor (kJ/g)
	C	H	O
Gas Alam (LNG) Batu bara (Antrasit) BatuBara (Bituminos) Minyak Mentah Bensin Arang Kayu Hidrogen	70 82 77 85 85 100 50 0	23 1 5 12 15 0 6 100	0 2 7 0 0 0 44 0	49 31 32 45 48 34 18 142

Referensi

Utani, Budi. 2009. KIMIA untuk SMA/MA Kelas XI Program Ilmu Alam. Jakarta: JP BOOKS.

Dra.Isnardiyanti. 2002. GITA (Giat dan Terampil). Solo: PT PABELAN.

Narimo S.Pd. 2000. Bahan Ajar SAINS KIMIA KTSP. Solo: CV AR-RAHMAN.

Permana, Irvan. 2009. Memahami KIMIA SMA/MA BSE. Jakarta: Pusat Perbukuan.